Слово Как получают хлороводород написать уравнения химических реакций - однокоренные слова и морфемный разбор слова (приставка, корень, суффикс, окончание):

Получение хлороводорода

Демонстративные опыты в типовых приборах и установках для получения хлороводорода

Одни и те же предметы учебного оборудования (химическая посуда, лабораторные принадлежности и др.) используют для демонстрации опытов в различных темах школьного курса. Это относится не только к таким предметам оборудования, как пробирки или колбы, но и к отдельным приборам и целым установкам. В одинаковых или лишь в нескольких видоизмененных приборах и установках можно получить хлороводород, и хлор; провести каталитическое окисление оксида серы (IV) в оксид серы (VI) и аммиака до оксида азота (IV). В универсальной горелке можно продемонстрировать горение водорода, аммиака, метана, оксида углерода (II) в кислороде, синтез хлороводорода.

Во избежание повторения описания приборов и установок целесообразно химический эксперимент характеризовать не по темам программы химии, как это обычно делается, а по технике выполнения и по оборудованию, что позволит учителю творчески использовать данные в пособии рекомендации.

Ниже даны в качестве примеров описания получения хлороводорода некоторых демонстрационных экспериментов с использованием приборов, а также их сочетаний друг с другом в более сложные установки.

Получение хлороводорода и получение соляной кислоты

Собирают установку (рис.) и проверяют ее на герметичность. Пускают умеренный ток водорода и после вытеснения из воронки 2 воздуха (проба на чистоту) поджигают газ у отверстия универсальной горелки 1, помещенной под стеклянной воронкой 2. Затем пускают слабый ток хлора так, чтобы водород находился в избытке.

Почти бесцветное пламя водорода в воздухе, после пуска хлора приобретает бледно-зеленый цвет. При этом образуется белый туман, который уносится в нижнюю часть колонки, где он постепенно поглощается водой, стекающей сверху, т. е. газ и вода поступают с противоположных направлений. Регулируют пламя поступлением водорода и хлора через промывные склянки с концентрированной серной кислотой (по числу пузырьков газа). Включают водоструйный насос и приливают из капельной воронки 3 воду в поглотительную колонку 4, откуда жидкость вытекает в приемник 5. Из стакана переливают жидкость снова в капельную воронку, и такую циркуляцию проводят 2—3 раза. Выключают сначала ток хлора, а затем и водорода. Отключают водоструйный насос.

Измеряют объем образовавшейся соляной кислоты. Синтез хлороводорода осуществляется со значительным выделением теплоты. В водном растворе хлороводорода устанавливается равновесие:

Пробу испытывают раствором нитрата серебра, лакмусом и другими индикаторами, металлическим магнием. Обнаруживают В растворе ионы водорода и хлорид-ионы:

Источник

Свойства хлороводорода, способы получения

Хлороводород — что это такое, формула

Хлороводород — это бесцветный газ с резким неприятным запахом.

Формула: HCl

Строение его молекулы определяет название соединения. Атомы хлора и водорода соединены ковалентной полярной связью.

Физические и химические свойства

Раствор хлороводорода в воде называют соляной кислотой. Процесс растворения можно описать с помощью следующего уравнения реакции:

При растворении хлороводорода выделяется большое количество теплоты.

Соляную кислоту относят к сильным одноосновным кислотам. Соединение активно вступает в химические реакции со следующими веществами:

В результате такого взаимодействия формируются соли соляной кислоты — хлориды:

M g + 2 H C l → M g C l 2 + H 2 ↑

F e O + 2 H C l → F e C l 2 + H 2 O

В присутствии сильных окислителей или в процессе электролиза хлороводород способен проявлять свойства восстановителя, при этом окисляясь с выделением газообразного хлора:

M n O 2 + 4 H C l → M n C l 2 + C l 2 ↑ + 2 H 2 O

В условиях повышенной температуры происходит окисление хлороводорода кислородом в присутствии катализатора, роль которого играет хлорид меди ( I I ) C u C l 2 :

4 H C l + O 2 → 2 H 2 O + 2 C l 2 ↑

Концентрированная соляная кислота взаимодействует с медью, что сопровождается образованием комплекса одновалентной меди:

2 C u + 4 H C l → 2 H [ C u C l 2 ] + H 2 ↑

Смесь, в состав которой входят три объемные части концентрированной соляной кислоты и одна объемная часть концентрированной азотной кислоты, носит название «царская водка». Данная смесь способна растворять золото и платину.

«Царская водка» характеризуется высокой окислительной способностью, что объясняется наличием в составе смеси хлористого нитрозила N O C l и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:

За счет большого содержания хлорид-ионов в растворе происходит связывание металла. В результате образуется хлоридный комплекс, что является причиной его растворения:

3 P t + 4 H N O 3 + 18 H C l → 3 H 2 [ P t C l 6 ] + 4 N O + 8 H 2 O

В процессе присоединения хлороводорода к серному ангидриду происходит образование хлорсульфоновой кислоты H S O 3 C l :

S O 3 + H C l → H S O 3 C l

Хлороводород вступает в реакции присоединения по кратным связям в органических соединениях (электрофильное присоединение):

Взаимодействие с основаниями

Соляная кислота взаимодействует практически со всеми основаниями. При этом протекают реакции ионного обмена, в результате которых получают соль и воду:

При смешении соляной кислоты с аммиаком протекает реакция присоединения. В результате взаимодействия образуется соль в виде хлорида аммония. Уравнение реакции будет выглядеть так:

H C l + N H 3 → N H 4 C l

Соляная кислота также вступает в реакцию с амфотерными гидроксидами, которые в данном случае проявляют основные свойства. Взаимодействие с гидроксидом цинка:

2 H C l + Z n ( O H ) 2 → Z n C l 2 + 2 H 2 O

Способы получения, область применения

Лабораторный способ получения хлористого водорода заключается в реакции концентрированной серной кислоты с твердым хлоридом натрия (поваренной солью) в условиях повышенной температуры:

N a C l + H 2 S O 4 → N a H S O 4 + H C l ↑

P C l 5 + H 2 O → P O C l 3 + 2 H C l

R C O C l + H 2 O → R C O O H + H C l

Устаревший промышленный способ получения хлористого водорода заключался в методике Леблана. В процессе реакции твердый хлорид натрия взаимодействует с концентрированной серной кислотой.

В современной промышленности хлороводород производят с помощью прямого синтеза из простых веществ:

В промышленных масштабах хлористый водород производят на специальных установках путем сжигания водорода в хлоре. Причем водород попадает в пламя в небольшом избытке. Тогда весь объем подаваемого хлора реагирует, и на выходе получается продукт более высокого качества.

Газообразный хлороводород практически не используется из-за его физических и химических характеристик. Широкое применение находит соляная кислота:

Техника безопасности

При попадании хлороводорода в дыхательные пути может наступить сильное удушье. А его водный раствор высокой концентрации вызывает химические ожоги. Поэтому работать с хлористым водородом и соляной кислотой следует только в маске (респираторе), защитных перчатках и очках.

При вдыхании газа необходимо немедленно вывести пострадавшего на воздух и при необходимости сделать искусственное дыхание. В случае проглатывания соляной кислоты требуется промывание желудка.

Если кислота попала на кожу, пораженный участок следует промыть водой и обработать слабым раствором соды, который нейтрализуют кислоту. В случае попадания на слизистые оболочки после промывания нужно закапать глаза, нос или горло раствором новокаина и дикаина с адреналином.

Источник

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

Физические свойства хлороводорода

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

HClO + KOH → KClO + H₂O

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

Химические свойства хлористой кислоты:

Соли хлористой кислоты – хлориты

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

Источник

Галогены. Урок 3 «Хлороводород. Соляная кислота»

Министерство образования и науки Краснодарского края

Муниципальное автономное общеобразовательное учреждение гимназия № 6 города Новороссийска

Путешествие по стране «Рождающие соли».

Урок 3: «ХЛОРОВОДОРОД И СОЛЯНАЯ КИСЛОТА»

Учитель высшей категории:

г. Новороссийск 2014

Тема урока №3: «ХЛОРОВОДОРОД И СОЛЯНАЯ КИСЛОТА»

Ознакомить учащихся со способами получения и физическими свойствами хлороводорода и его водного раствора — соляной кислоты. Систематизировать и углубить знания о химических свойствах соляной кислоты, охарактеризовать области ее применения. Совершенствовать умения предсказывать окислительно-восстановительные свойства вещества, опираясь на его состав. Сформировать умение распознавать хлорид-ион.

1. Качественная реакция на хлорид-ион.

Мультимедийный показ демонстрационного опыта:

Получение хлороводорода и соляной кислоты.

Способы собирания хлороводорода.

Растворение хлороводорода в воде.

Качественная реакция на хлорид-ион.

Особые (восстановительные) свойства соляной кислоты. за счет хлора в низшей степени окисления.

Лабораторный опыт № 4

Качественная реакция на хлорид-ион

1.Перечень реактивов на столах.

6.Ноутбуки с тестами

7. Карточки с тестами для письменного опроса

Конспект в рабочих тетрадях

I часть урока. Тестовый опрос по первым двум урокам темы

На столах ноутбуки для тестирования.

Число валентных электронов в атомах галогенов:

2)Степень окисления и валентность хлора в его молекуле соответственно равна:

3)Хлор не взаимодействует с:

4) Степень окисления фтора:

5) Галогены проявляют степени окисления:

5)Наибольший радиус среди галогенов имеет:

А) фтор б) хлор в) бром г) йод

6) Самая сильная галогеноводородная кислота:

7) Связь атома водорода с галогеном самая сильная в молекуле:

8) Бром вступает в реакцию с:

9) Наибольшей плотностью обладает:

А) фтор б) хлор в) бром г) йод

10) Оксид не может образовывать:

А) фтор б) хлор в) бром г) йод

Учащиеся отвечают в тетрадях.

Проверка сразу, ответы выставляются на экран после сдачи работ. Сложные для учащихся вопросы разбираем в классе.

II часть урока. Объяснение нового материала

Наше путешествие по группе ГАЛОГЕНОВ продолжается! Предлагаю вам осуществить исследовательский проект. Называется этот проект «ХЛОРОВОДОРОД И СОЛЯНАЯ КИСЛОТА»

Мультимедийный показ получения хлороводорода в лаборатории и его физические свойства.

В промышленности хлороводород получают сжиганием хлора в водороде.

Как собрать хлороводород?

Обратите внимание, что сосуд-приемник перевернут вниз дном. При получении каких газов сосуд переворачивают вверх дном?

Хлороводород хорошо растворяется в воде. В одном объеме растворяется 500 объемов газа.

Источник

Галогены. Химия галогенов и их соединений

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная концигурация хлора :

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s 2 2p 5	… 3s 2 3p 5	… 4s 2 4p 5	… 5s 2 5p 5
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220 о С	–101 о С	–7 о С	113,5 о С
Т кипения	–188 о С	–34 о С	58 о С	185 о С

Внешний вид галогенов:

Фтор

Хлор

Бром

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота HClO4 Перхлораты MeClO4
+5	Хлорноватая кислота HClO3 Хлораты MeClO3
+3	Хлористая кислота HClO2
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na + + Cl −

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–): Na + +1e → Na 0

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl₂ 0

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl → 2Na + Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na + + Cl −

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–): 2H₂O + 2e → H₂° + 2OH −

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl₂ 0

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Или перманганатом калия:

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br – сильными окислителями.

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I – сильными окислителями.

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Аналогичная ситуация с медью : фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

I₂ + 2Cu → 2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример : алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂ + 2Al → 2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Cl₂ + F₂ → 2Cl + F –

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Cl₂ + H₂S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Также галогены окисляют пероксиды:

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота.

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Химические свойства галогеноводородов

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

HF ↔ H + + F –

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl ↔ H + + Cl –

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr + AgNO₃ = AgBr↓ + HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI + AgNO₃ = AgI↓ + HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Br₂ + 2HI → I₂ + 2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например : концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

Или с оксидом марганца (IV):

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

2HI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

или молекулярной серой при нагревании:

2HI + S → I₂ + H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Еще пример : взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

HBr + NaHCO₃ → NaBr + CO₂↑ + H₂O

Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO₃

HBr + AgNO₃ → AgBr↓ + HNO₃

HI + AgNO₃ → AgI↓ + HNO₃

Химические свойства галогенидов

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

Mg + CuCl₂ → MgCl₂ + Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Na + ZnCl_{2(раствор)} ≠

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

2KBr → 2K + Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

Еще пример : йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI + 2CuCl₂ → 2CuI↓ + I₂↓ + 4KCl

2KI + 2FeCl₃ → I₂↓ + 2FeI₂ + 2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

KI + 3H₂O + 3Cl₂ → HIO₃ + KCl + 5HCl

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде :

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается :

2HClO → 2HCl + O₂

HClO + KOH → KClO + H₂O

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

3. При нагревании гипохлориты разлагаются :

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂ – существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

2. При длительном хранении разлагается:

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃ – также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

Еще пример : хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃ + 3S → 2KCl + 3SO₂

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄ – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:

Источник